Os metais alcalinos são os elementos que fazem parte do grupo I da tabela periódica, exceto hidrogênio: lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e francium (Fr) . Ao contrário da maioria dos metais, eles têm baixa densidade e são altamente reativos. Devido a essa grande reatividade química, eles nunca são encontrados na natureza em sua forma elementar.
Esses metais formam compostos iônicos simples e estáveis que, na maioria das vezes, são solúveis em água; metais alcalinos são frequentemente combinados com íons halogeneto, sulfato, carbonato e silicato. No entanto, alguns elementos formam um número limitado de compostos complexos e organometálicos.
Em geral, as propriedades físicas e químicas dos metais alcalinos têm sido bem estudadas, com exceção do francium devido à sua natureza radioativa.
Propriedades físicas
– Os metais alcalinos são prata, exceto o césio, que é ouro. Eles conduzem eletricidade e calor e têm baixos pontos de fusão que, além disso, diminuem com o aumento do número atômico, porque a ligação entre os átomos se enfraquece com o aumento do raio atômico.
– O fato de ter apenas um elétron de valência por átomo também torna sua ligação metálica fraca. Consequentemente, os metais alcalinos também são macios o suficiente para serem cortados com uma faca ou espátula.
– Todos os elementos adotam uma estrutura cúbica centrada no corpo. Como esse tipo de estrutura cristalina é descompactada e os raios atômicos dos metais alcalinos são grandes, eles têm baixas densidades em comparação com outros metais. De fato, lítio, sódio e potássio flutuam na água.
– As diferenças de energia entre os orbitais da camada de valência dos metais alcalinos coincidem com os comprimentos de onda da luz visível. Devido a isso, ao aquecer os compostos formados por esses metais em uma chama, cores características são geradas.
– Em ordem decrescente, os sais de lítio dão uma cor carmesim, os sais de sódio uma cor amarela, o potássio uma cor violeta, o rubídio uma cor vermelho azulado e o césio uma cor azul.
Propriedades quimicas
Todos os metais alcalinos têm semelhanças em suas propriedades químicas.
– Eles têm uma configuração eletrônica da valência ns1, que resulta em um estado de oxidação +1. Isso, por sua vez, significa que eles perdem facilmente um elétron para alcançar a configuração de gás nobre.
– Em geral, os metais alcalinos têm as menores energias de ionização de todos os elementos, que também diminuem à medida que o raio atômico dentro do grupo aumenta porque a camada de valência está cada vez mais distante do núcleo. Isso explica a reatividade dos metais alcalinos e a formação de íons M + em condições aquosas com facilidade.
– A tendência termodinâmica para formar íons M + é confirmada pelos potenciais padrão dos pares M + / M, que são grandes e negativos. Tal tendência implica que os metais alcalinos são facilmente oxidados e podem atuar como agentes redutores potentes.
– Esses elementos devem ser armazenados em um óleo não reativo para evitar reações com oxigênio atmosférico. Embora o lítio, o sódio e o potássio possam ser manipulados no ar por curtos períodos, o rubídio e o césio devem ser manipulados sob uma atmosfera inerte o tempo todo.
Obtenção de metais alcalinos
Sódio
A melhor maneira de obter sódio metálico envolve a eletrólise do cloreto de sódio fundido. Como o ponto de fusão do cloreto de sódio é bastante alto (808 ° C) e é necessária muita energia para manter grandes quantidades da substância fundida, o cloreto de cálcio (CaCl2) é frequentemente adicionado para diminuir o ponto de fusão para cerca de 600 ° C.
O sódio é obtido no estado líquido no cátodo com uma pureza de 99,95% sob uma atmosfera inerte.
Lítio e potássio
O lítio também pode ser obtido a partir de seus cloretos fundidos por eletrólise, mas esse não é o caso do potássio, pois é muito solúvel em cloreto (KCl) e não flutua na superfície da célula. Além disso, evapora-se facilmente à temperatura operacional, criando condições perigosas.
Portanto, o potássio é obtido pela redução do KCl fundido com sódio líquido. O sódio presente no potássio é removido por condensação do vapor a 892 ° C e pela destilação fracionada dos metais líquidos.
Rubídio e césio
O rubídio e o césio podem ser obtidos de maneira semelhante, mas usando o cálcio como agente redutor. O metal de césio também pode ser obtido por eletrólise do cianeto de césio fundido (CsCN).
Principais usos e aplicações
Sódio como agente redutor
Como o sódio é facilmente oxidado, sua aplicação mais importante é como agente redutor para obter metais como titânio, zircônio e háfnio. Também é usado como um trocador de calor em reatores nucleares em seu estado líquido.
Potássio como fertilizante
A maior parte do potássio processado vai para fertilizantes na forma de cloreto de potássio. Por sua vez, o cloreto é utilizado na produção de outros compostos e soluções, como o hidróxido de potássio, utilizado na fabricação de sabonetes líquidos.
O cianeto de potássio é usado para a extração ou revestimento de metais para facilitar a deposição de cobre, prata e ouro. O potássio também pode ser encontrado em alguns explosivos e como corante de fogos de artifício.
Lítio como agente de liga
O metal lítio é usado como agente de liga na produção de ligas aeronáuticas e aeroespaciais de alumínio e magnésio. Mas, com o tempo, descobriu uma utilidade crescente como ânodo para baterias alcalinas.
O lítio metálico também permite reduzir as temperaturas de fusão e sinterização de certos tipos de vidro e cerâmica, além de reduzir seu coeficiente de expansão. O carbonato de lítio é amplamente utilizado para tratar condições bipolares, enquanto o estearato de lítio é um lubrificante amplamente utilizado na indústria automotiva.
Rubídio e césio
Rubídio e césio são frequentemente usados nas mesmas aplicações, portanto um desses elementos pode ser substituído pelo outro. As aplicações incluem vidro para fibra ótica na indústria de telecomunicações, equipamentos de visão noturna e células fotoelétricas. O relógio de césio (relógio atômico) é usado para medir o tempo padrão internacional e para a definição do segundo.
Referências
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